TERMOKIMIA
1. TUJUAN [kembali]
- Mengetahui dan memahami aplikasi dari termodinamika dalam rangkaian listrik
- Mampu menjelaskan prinsip cara kerja setiap rangkaian
- Mampu mengaplikasikan dan membuat rangkaian
2. ALAT DAN BAHAN [kembali]
- BATERAI: Baterai merupakan perangkat yang digunakan untuk memberi daya terhadap alat yang membutuhkan listrik. Baterai juga merupakan komponen elektronika penghasil sumber tegangan pada rangkaian. Spesifikasi baterai yang digunakan yaitu baterai dc voultage source 12v
- LM35: Sensor suhu LM35 adalah komponen elektronika yang memiliki fungsi untuk mengubah besaran suhu menjadi besaran listrik dalam bentuk tegangan. Sensor ini memiliki 3 pin. Sensor ini memiliki tingkat akurat yang cukup tinggi.
- LED: led adalah perangkat elektronika yang dapat mengeluarkan cahaya. Spesifikasi LED yang digunakan yaitu Generic light emitting diode
- POTENSIOMETER: adalah sebuah resistor yang nilai hambatanya dapat diatur atau dapat di ubah, dalam ramgkaian ini potensiometer berfungsi sebagai titik acuan dari komparator yang nantinya yang tegangan keluar dari sensor akan dibandingkan dengan tegangan potensio itu sendiri
- IC lm358: LM358 IC adalah kekuatan besar, rendah serta gampang dipakai dual channel op-amp IC. Ini terdiri dari dua kompensasi internal, gain tinggi, op-amp independen. IC ini dirancang untuk khusus beroperasi dari catu daya tunggal melewati beberapa tegangan.
3. DASAR TEORI [kembali]
A. SIFAT DAN JENIS ENERGI
Energi adalah kapasitas untuk melakukan kerja. Energi kinetik
(energi yang dihasilkan oleh benda yang bergerak) merupakan salah satu
bentuk energi yang menjadi minat khusus untuk ahli kimia.
Energi panas adalah energi yang berkaitan dengan
gerak acak dari atom dan molekul. Secara umum, energi panas dapat
ditentukan dari pengukuran suhu.
Energi potensial
adalah energi yang tersedia berdasarkan posisi obyek.
Energi kimia dapat dianggap sebagai bentuk energi
potensial karena terkait dengan posisi relatif dan pengaturan atom dalam
zat tertentu.
B. PERUBAHAN ENERGI DALAM REAKSI KIMIA
Untuk menganalisis perubahan energi yang terkait dengan reaksi kimia, pertama-tama harus menentukan jenis sistemnya terlebih dahulu. terdapat 3 jenis sistem yaitu sistem terbuka, sistem tertutup dan sistem terisolasi
Pembakaran gas hidrogen dengan oksigen adalah salah satu dari banyak reaksi kimia yang melepaskan sejumlah besar energi (Gambar 6.2):
2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l) + energi
Sekarang perhatikan reaksi berikut ini, dekomposisi merkuri (II) oksida (HgO) pada suhu tinggi:
energi + 2HgO(s) → 2Hg(l) + O₂g)
Reaksi ini adalah proses endotermis, di mana kalor harus diserap oleh sistem (yaitu HgO) dari lingkungan [Gambar 6.3 (b)].
C. HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA
Keadaan jumlah tertentu suatu gas ditentukan oleh volume, tekanan, dan suhu. Pertimbangkan 1L suatu gas pada 2atm dan 300K (keadaan awal). Misalkan suatu proses dilakukan pada suhu tetap sehingga tekanan gas menurun menjadi 1atm. Menurut hukum Boyle, volumenya harus meningkat menjadi 2L. Keadaan akhir kemudian sama dengan 1atm, 300K, dan 2L. Perubahan volume (ΔV) adalah
ΔV = V₂ - V₁ = 2L - 1L = 1L
di mana V₂ dan V₁ masing-masing menunjukkan volume akhir dan awal. Tidak peduli bagaimana caranya tiba di keadaan akhir (misalnya, tekanan gas dapat ditingkatkan diawal dan kemudian diturunkan menjadi 1atm), perubahan volume selalu 1L. Dengan demikian, volume gas adalah fungsi keadaan. Dengan cara yang sama, dapat ditunjukkan bahwa tekanan dan suhu juga fungsi keadaan.
Energi adalah fungsi keadaan. Misalnya energi potensial sebagai contoh, disini ditemukan bahwa kenaikan bersih energi potensial gravitasi ketika bertolak dari titik awal yang sama ke puncak gunung selalu sama, terlepas dari bagaimana caranya sampai di sana (Gambar 6.4).
Gambar 6.4 Energi potensial gravitasi ketika seseorang sampai ke puncak gunung tidak tergantung dari jalur yang ditempuh.
Untuk menguji validitas hukum pertama termodinamika dapat dilakukan dengan mengukur hanya perubahan energi dalam sistem antara keadaan awal dan keadaan akhir dalam proses. Perubahan ΔE energi dalam diberikan oleh
ΔE = E₂ - E₁
di mana E₂dan E₁ masing-masing adalah energi dalam sistem di keadaan akhir dan keadaan awal.
Pertimbangkan reaksi antara 1 mol belerang dan 1 mol gas oksigen menghasilkan 1 mol belerang dioksida:
S(s) + O₂(g) → SO₂(g)
Dalam hal ini, sistem terdiri dari molekul reaktan S dan O₂ (keadaan awal) dan molekul produk SO₂ (keadaan akhir). Tidak diketahui kandungan energi dalam, baik molekul reaktan maupun molekul produk, tetapi secara akurat dapat diukur perubahan energi dalam (ΔE) yang dihitung dengan rumus
Ditemukan bahwa reaksi ini melepaskan kalor. Oleh karena itu, energi produk lebih kecil dari energi reaktan, dan ΔE bernilai negatif.
Dengan menafsirkan pelepasan kalor dalam reaksi ini berarti bahwa beberapa dari energi kimia yang terkandung dalam molekul telah diubah menjadi energi panas, dapat disimpulkan bahwa perpindahan energi dari sistem ke lingkungan tidak mengubah energi total. Artinya, jumlah dari perubahan energi harus sama dengan nol:
ΔEsis - ΔEling = 0
dimana subskrip (indeks) "sis" dan "ling" masing-masing menunjukkan sistem dan lingkungan. Jadi, jika salah satu sistem mengalami perubahan energi (ΔEsis,) maka lingkungan harus menjalani perubahan energi yang sama besarnya tetapi berlawanan tanda (-ΔEling); energi yang diserap di satu tempat harus telah dilepas di tempat lain. Selanjutnya, karena energi dapat berubah dari satu bentuk ke bentuk lain, energi yang dilepas dari satu sistem dapat diterima oleh yang sistem lain dalam bentuk yang berbeda. Misalnya, energi yang dilepas dengan membakar minyak bumi pada pembangkit listrik pada akhirnya dapat muncul di rumah penduduk sebagai energi potensial listrik, kalor, cahaya, dan sebagainya.
Dalam kimia, biasanya perhatian difokuskan pada perubahan energi yang berkaitan dengan sistem (misalnya labu yang berisi reaktan dan produk), bukan pada lingkungannya. Oleh karena itu, bentuk yang lebih berguna dari hukum pertama termodinamika adalah
ΔE = q + w (Persamaan 6.1)
(subskrip "sis" dibuang untuk penyederhanaan.) Persamaan (6.1) menyatakan bahwa perubahan energi dalam (ΔE) sistem adalah jumlah dari pertukaran kalor antara sistem dan lingkungan (q) dan kerja yang dilakukan pada (atau oleh) sistem (w). Konvensi tanda untuk q dan w adalah sebagai berikut: q positif untuk proses endoterm dan negatif untuk proses eksoterm dan w adalah positif untuk kerja yang dilakukan pada sistem oleh lingkungan dan negatif untuk kerja yang dilakukan oleh sistem pada lingkungan. Dapat dipikirkan hukum pertama termodinamika sebagai neraca energi, seperti neraca laporan keuangan yang disimpan di bank yang melakukan pertukaran mata uang. Seseorang dapat menarik atau menyetor uang dengan salah satu dari dua mata uang yang berbeda (seperti perubahan energi karena pertukaran kalor dan kerja yang dilakukan). Namun, nilai uang dalam rekening bank hanya bergantung pada jumlah bersih dari uang yang tersisa di dalamnya setelah transaksi ini, bukan pada mata uang yang digunakan.
Persamaan (6.1) mungkin tampak abstrak, tetapi sebenarnya cukup logis. Jika sistem melepas kalor ke lingkungan atau kerja yang dilakukan pada lingkungan, maka akan diharapkan energi dalam berkurang karena energi total harus nol. Untuk alasan ini, baik q dan w negatif. Sebaliknya, jika kalor ditambahkan ke sistem atau jika kerja dilakukan pada sistem, maka energi dalam dari sistem akan bertambah. Dalam hal ini, baik q dan w positif. Tabel 6.1 merangkum konvensi tanda untuk q dan w.
Tabel 6.1 Konvensi tanda untuk q dan w.
|
Proses |
Tanda |
|
Kerja yang dilakukan oleh sistem pada lingkungan Kerja yang dilakukan pada sistem oleh lingkungan Kalor yang diserap oleh sistem dari lingkungan (proses endotermis) Kalor yang diserap oleh lingkungan dari sistem (proses eksotermis) |
- + + - |
Kalor dan Kerja Sekarang kita akan melihat sifat kalor dan kerja secara lebih rinci. Kerja telah didefinisikan sebagai gaya F dikalikan dengan jarak d:
w = F x d (6.2)
Dalam termodinamika, kerja memiliki arti yang lebih luas yang mencakup kerja mekanik (misalnya, sebuah derek mengangkat balok baja), kerja listrik (baterai memasok elektron untuk menyalakan lampu senter), dan kerja permukaan (meledakkan gelembung sabun). Pada bagian ini akan dikonsentrasikan pada kerja mekanik; dalam bahasan elektrokimia akan dibahas sifat kerja listrik.
Gambar 6.5 Ekspansi gas terhadap tekanan eksternal tetap (misalnya tekanan atmosfer) gas dalam silinder dilengkapi dengan piston ringan yang dapat bergerak. Kerja yang dilakukan diberikan oleh -PΔV. Karena ΔV > 0, kerja yang dilakukan adalah bernilai negatif.
Salah satu cara untuk menggambarkan kerja mekanis adalah dengan mempelajari ekspansi atau kompresi gas. Banyak proses kimia dan biologi melibatkan perubahan volume gas. Bernapas dan menghembuskan udara melibatkan ekspansi dan kontraksi kantung kecil yang disebut alveoli di paru-paru. Contoh lain adalah mesin pembakaran internal mobil. Ekspansi berturut-turut dan kompresi silinder karena pembakaran campuran bensin-udara menghasilkan listrik pada kendaraan. Gambar 6.5 menunjukkan gas dalam silinder dilengkapi dengan sumbat ringan piston yang dapat bergerak pada suhu, tekanan, dan volume tertentu. Seperti saat mengembang, gas mendorong piston ke atas berlawanan terhadap tekanan tetap P atmosfer luar. Kerja yang dilakukan oleh gas pada lingkungan adalah
w = -PΔV (Persamaan 6.3)
di mana ΔV adalah perubahan volume, yang diberikan oleh V₂ - V₁. Tanda negatif pada persamaan (6.3) mengurus konvensi tanda untuk w. Untuk ekspansi gas (kerja yang dilakukan oleh sistem), ΔV > 0, jadi -PΔV bernilai negatif. Untuk kompresi gas (kerja yang dilakukan pada sistem), ΔV < 0, dan -PΔV bernilai positif.
Persamaan (6.3) berasal dari fakta bahwa tekanan dikali volume dapat dinyatakan sebagai (gaya/luas) kali volume; diungkapkan sebagai di mana F adalah gaya, d dimensi panjang, d² dimensi luas, dan d³ dimensi volume. Dengan demikian, produk dari tekanan dan volume adalah sama dengan gaya kali jarak, atau sama dengan kerja. Dapat dilihat bahwa untuk suatu peningkatan volume (yaitu, untuk nilai tertentu ΔV), kerja yang dilakukan tergantung pada ukuran eksternal, berlawanan dengan tekanan P. Jika P adalah nol (yaitu, jika gas diperluas terhadap vakum), maka kerja yang dilakukan juga harus nol. Jika P adalah nilai positif maka kerja yang dilakukan diberikan oleh -PΔV.
Menurut Persamaan (6.3), satuan untuk kerja yang dilakukan oleh atau atas gas adalah liter atmosfer. Dapat diungkapkan kerja yang dilakukan dalam satuan yang lebih akrab yaitu joule dengan menggunakan faktor konversi berikut
1 L atm = 101,3 J
Strategi Sebuah sketsa sederhana dari situasi ini untuk membantu kita di sini:
kerja yang dilakukan dalam ekspansi gas adalah sama dengan produk dari tekanan eksternal, tekanan berlawanan dan perubahan volume. Apakah faktor konversi antara L. atm dan J? Penyelesaian (a) Karena tekanan eksternal adalah nol, tidak ada kerja yang dilakukan dalam ekspansi. w = -PΔV = -(0)(6,0 - 2,0) = 0 (b) eksternal, tekanan berlawanan 1,2 atm, sehingga w = -PΔV = -(1,2atm)(6,0 - 2,0) = - 4,8 L.atm Untuk mengkonversi jawaban menjadi joule, dapat ditulis w = - 4,8 L.atm x (101,3J/1L.atm) = - 4,9 x 102J Karena ini adalah ekspansi gas (kerja dilakukan oleh sistem pada lingkungan), kerja yang dilakukan memiliki tanda negatif. Contoh 6.1 menunjukkan bahwa kerja bukan merupakan fungsi keadaan. Meskipun keadaan awal dan akhir adalah sama pada (a) dan (b), jumlah kerja yang dilakukan berbeda karena tekanan eksternal, tekanan berlawanan yang berbeda. Tidak bisa dituliskan Δw = wf - wi untuk perubahan. Kerja yang dilakukan tidak hanya tergantung pada keadaan akhir dan keadaan awal, tetapi juga pada bagaimana proses ini dilakukana atau proses yang dilalui.
D. ENTALPI REAKSI KIMIA
1. ENTALPI
Secara umum, untuk proses tekanan tetap dapat ditulis: ΔE = q + w = qp - PΔV qp = ΔE + PΔV (6.5) dimana subskrip "p" menunjukkan keadaan tekanan tetap. Sekarang diperkenalkan dengan fungsi termodinamika yang baru dari sistem yang disebut entalpi (H), yang didefinisikan oleh persamaan: H = E + PV (6.6) di mana E adalah energi dalam sistem, P adalah tekanan dan V adalah volume sistem. Karena E dan PV memiliki satuan energi, entalpi juga memiliki satuan energi. Selanjutnya, E, P, dan V adalah fungsi keadaan, yaitu bahwa, perubahan (E + PV) hanya tergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir. Ini mengikuti, karena itu, bahwa perubahan H, atau ΔH, juga tergantung hanya pada keadaan awal dan akhir. Dengan demikian, H adalah fungsi keadaan. Untuk setiap proses, perubahan entalpi menurut Persamaan (6.6) diberikan oleh ΔH = ΔE + Δ(PV) (6.7) Jika tekanan dipertahankan tetap, maka ΔH = ΔE + PΔV (6.8) Membandingkan Persamaan (6.8) dengan Persamaan (6.5), dapat dilihat bahwa untuk proses tekanan tetap, qp = ΔH. Sekali lagi, meskipun q bukan fungsi keadaan, perubahan kalor pada tekanan tetap sama dengan ΔH karena "jalan/proses yang dilalui" didefinisikan demikian dan oleh karena itu hanya dapat memiliki nilai tertentu. Sekarang didapat dua kuantitas [ΔE dan ΔH] yang dapat dikaitkan dengan reaksi kimia. Jika reaksi terjadi pada keadaan volume tetap, maka perubahan kalor (qv), sama dengan ΔE. Di sisi lain, ketika reaksi dilakukan pada tekanan tetap, perubahan kalor (qp), sama dengan ΔH.
2. ENTALPI REAKSI
Karena sebagian besar reaksi adalah proses pada tekanan tetap, dapat disamakan perubahan kalor dalam kasus ini dengan perubahan entalpi (q = ΔH). Untuk beberapa reaksi dengan jenis: reaktan → produk dapat didefinisikan perubahan entalpi yang disebut entalpi reaksi (ΔH), sebagai perbedaan antara entalpi produk dan entalpi reaktan: ΔH = H(produk) - H(reaktan) (6.9) Entalpi reaksi dapat bertanda positif atau bertanda negatif, tergantung pada proses. Untuk proses endotermik (kalor diserap oleh sistem dari lingkungan), ΔH bertanda positif (ΔH > 0). Untuk proses eksoterm (kalor yang dilepaskan oleh sistem ke lingkungan), ΔH bertanda negatif (ΔH < 0). Sebuah analogi untuk perubahan entalpi adalah perubahan dalam saldo rekening bank. Misalkan saldo awal rekening adalah Rp10.000. Setelah transaksi (deposit atau penarikan), perubahan saldo bank (ΔX) diberikan oleh persamaan: ΔX = X(akhir) - X(awal) di mana X merupakan saldo bank. Jika deposit Rp8.000 ke rekening, maka saldo akhir rekening adalah Rp18.000, sehingga ΔX = 18.000 - 10.000 = + 8.000. Hal ini terkait dengan reaksi endoterm. (Peningkatan kesetimbangan dan begitu juga entalpi sistem). Di sisi lain, jika penarikan Rp 6.000, maka saldo akhir rekening adalah Rp4.000, sehingga ΔX = 4000 - 10.000 = - 6.000. Tanda negatif ΔX berarti saldo rekening mengalami penurunan. Demikian pula, nilai negatif dari ΔH mencerminkan penurunan entalpi sistem sebagai hasil dari proses eksoterm. Perbedaan antara analogi ini dan Persamaan (6.9) adalah bahwa saldo bank selalu dapat diketahui dengan tepat, tetapi tidak ada cara untuk mengetahui nilai entalpi produk dan reaktan. Dalam prakteknya, hanya dapat digukur perbedaan atau selisih antara nilai-nilai dari perubahan tersebut.
3. PERSAMAAN TERMOKIMIA
Pada suhu 0°C dan tekanan 1 atm, es mencair membentuk cairan. Pengukuran menunjukkan bahwa untuk per mol es yang dikonversi menjadi air pada keadaan ini kalor sebesar 6,01 kilojoule (kJ) diserap oleh sistem (es). Karena tekanan tetap, perubahan kalor adalah sama dengan perubahan entalpi (ΔH). Proses ini adalah proses endotermik, seperti yang diharapkan untuk perubahan kalor dari pencairan es [Gambar 6.6 (a)]. Oleh karena itu, ΔH adalah besaran positif. Persamaan untuk perubahan fisika ini
H₂O(s) → H₂O(l) ΔH = 6,01 kJ/mol
Istilah "per mol" pada satuan untuk ΔH berarti bahwa ini adalah perubahan entalpi per mol reaksi (atau proses) seperti yang tertulis; yaitu, ketika 1 mol es dikonversi menjadi 1 mol air.
Gambar 6.6 (a) 1 mol es mencair pada suhu 0°C (proses endoterm) menghasilkan peningkatan entalpi dalam sistem 6,01 kJ. (b) Pembakaran 1 mol metana dalam gas oksigen (proses eksoterm) menghasilkan penurunan entalpi dalam sistem 890,4 kJ. Bagian (a) dan (b) tidak dibuat pada skala yang sama.
Sebagai contoh lain, pertimbangkan pembakaran metana (CH₄), komponen utama dari gas alam: CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l) ΔH = -890,4 kJ/mol Dari pengalaman diketahui bahwa pembakaran melepaskan kalor gas alam ke lingkungan, sehingga merupakan proses eksoterm. Pada keadaan tekanan tetap perubahan kalor ini adalah sama dengan perubahan entalpi dan ΔH harus memiliki tanda negatif [Gambar 6.6 (b)]. Sekali lagi, satuan per mol reaksi untuk ΔH berarti bahwa ketika 1 mol CH₄ bereaksi dengan 2 mol O₂ menghasilkan 1 mol CO₂ dan 2 mol H₂O, 890,4 kJ energi kalor dilepaskan ke lingkungan. Hal ini penting untuk diingat bahwa nilai ΔH tidak merujuk pada reaktan atau produk tertentu. Ini hanya berarti bahwa nilai ΔH dikutip mengacu pada semua jenis reaksi dalam jumlah molar. Dengan demikian, faktor konversi berikut dapat dibuat: Mengekspresikan ΔH dalam satuan kJ/mol (bukan hanya kJ) sesuai dengan konvensi standar; manfaatnya akan menjadi jelas ketika dilanjutkan dengan pelajaran tentang termodinamika. Persamaan untuk mencairnya es dan pembakaran metana adalah contoh dari persamaan termokimia, yang menunjukkan perubahan entalpi serta hubungan massa. Hal ini penting untuk menentukan persamaan yang setimbang ketika mengutip perubahan entalpi dari reaksi. Pedoman berikut ini membantu dalam menulis dan menafsirkan persamaan termokimia.
1. Saat menulis persamaan termokimia, harus selalu ditentukan keadaan fisika dari semua reaktan dan produk, karena dapat membantu dalam menentukan perubahan entalpi yang sebenarnya. Misalnya, dalam persamaan untuk pembakaran metana, jika ditunjukkan air dalam bentuk uap dan bukan air dalam bentuk cair sebagai produk, maka CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(g) ΔH = -802,4 kJ/mol perubahan entalpi adalah -802,4 kJ bukan -890,4 kJ karena 88,0 kJ diperlukan untuk mengkonversi 2 mol air menjadi uap air; H₂O(l) → H₂O(g) ΔH = -88,0 kJ/mol 2. Jika dikalikan kedua sisi dari persamaan termokimia dengan faktor n, maka ΔH juga harus berubah dengan faktor yang sama. Kembali ke mencairnya es H₂O(s) → H₂O(l) ΔH = + 6,01 kJ/mol Jika dikalikan persamaan seluruhnya dengan
2; yaitu, jika ditetapkan n = 2, maka 2H₂O(s) → 2H₂O(l) ΔH = + 12,02 kJ/mol
3. Jika persamaan dibalik, dapat diubah peran reaktan dan produk. Akibatnya, besarnya ΔH untuk persamaan tetap sama, tetapi terjadi perubahan tandanya. Misalnya, jika reaksi mengkonsumsi energi panas dari lingkungan (yaitu, proses endoterm), maka reaksi balik harus melepaskan energi panas kembali ke lingkungan (yaitu, proses eksoterm) dan persamaan perubahan entalpi juga harus diubah tandanya. Dengan demikian, jika reaksi mencairnya es dibalik, persamaan termokimia menjadi H₂O(l) → H₂O(s) ΔH = - 6,01 kJ/mol dan proses endoterm menjadi eksoterm, dan sebaliknya.
4. PERCOBAAN [kembali]
a. Prosedur percobaan:
- Install dan buka aplikasi proteus
- Ambillah komponen yang di butuhkan
- Rangkailah komponen sesuai dengan panduan
- Ubahlah spesifikasi komponen sesuai dengan panduan
- Jalankan
- Apabila tidak terjadi eror rangkaian sudah berhasil di buat
b. Hardware: Tidak ada (hanya ada di praktikum)
c, Rangkaian simulasi
Prinsip kerja :
IC lm35 akan mengkonversi besaran fisis berupa suhu ruangan menjadi tegangan (Volt), kemudian tegangan tersebut akan di alirkan menuju IC lm358 yang berfungsi sebagai pembanding tegangan, ketika keluaran dari lm35 terjadi perubahan tegangan maka IC lm358 akan menyalakan LED sebagai indikator.
d. Video
e. Kondisi: Tidak ada (hanya ada pada praktikum)
f. Download file
- file html klik disini
- file proteus klik disini
- video klik disini
- datasheet LM35 klik disini
- datasheet LM358 klik disini
- datasheet LED klik disini
- datasheet Potensiometer klik disini
Tidak ada komentar:
Posting Komentar